高考化学 考点必练 专题07 氧化还原反应知识点讲解.docx
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高考化学考点必练专题07氧化还原反应知识点讲解
考点七氧化还原反应知识点讲解
一氧化还原反应基本概念
1．概念
本质：
凡有电子得失或共用电子对偏移的一类反应称氧化还原反应，得失电子数相等。
特征：
是反应前后有元素化合价发生变化的反应。
2.氧化还原反应电子转移的表示方法
①双线桥法：
②单线桥法：
3.重要的氧化剂和还原剂
物质在反应中是作氧化剂还是作还原剂，表观上可通过元素的化合价来判断。
一般来说，元素处于最高化合价时，只能作为氧化剂；元素处于最低化合价时，只能作还原剂；元素处于中间化合价时，既可作氧化剂，也可作还原剂。
⑴常见的氧化剂
物质类型
举例
对应的还原产物
活泼的非金属单质
X2（卤素）
X-
O2
O2-、H2O、OH-
元素处于高化合价
时的化合物或离子
氧化物
MnO2
Mn2+
含氧酸
浓硫酸
SO2
HNO3
NO、NO2
盐
KMnO4
Mn2+
Fe3+
Fe2+
过氧化物
Na2O2、H2O2
H2O
常见氧化剂的氧化性顺序为：
Fe3+＞Cu2+＞H+＞Fe2+＞Zn2+
⑵常见的还原剂有
物质类型
举例
对应的氧化产物
活泼的金属单质
Zn
Zn2+
活泼的非金属单质
H2
H2O
C
CO、CO2
元素处于低化合价
时的化合物或离子
氧化物
CO
CO2
SO2
SO3、H2SO4
酸
H2S
S
HCl、HBr、HI
Cl2、Br2、I2
H2SO3
H2SO4
盐
Fe2+
Fe3+
SO32-
SO42-
常见还原剂的还原性顺序为：
S2-（H2S）＞SO32-（SO2、H2SO3）＞I-＞Fe2+＞Br-＞Cl-
二氧化性、还原性强弱的判断方法和依据
氧化性→得电子性（填“得”或“失”），得到电子越容易→氧化性越强；
还原性→失电子性（填“得”或“失”），失去电子越容易→还原性越强。
与得失电子的多少无关。
如：
还原性：
Na＞Mg＞Al，氧化性：
浓HNO3＞稀HNO3
1.根据元素在周期表中的位置
同周期元素：
从左至右，金属性（还原性）逐渐减弱，非金属性（氧化性）逐渐增强；
同主族元素：
从上至下，金属性（还原性）逐渐增强，非金属性（氧化性）逐渐减弱。
2.根据金属活动顺序
3.根据非金属活动顺序
非金属的活动顺序一般为：
F O Cl BrI S氧化性逐渐减弱；
F—O2—Cl—Br—I—S2—还原性逐渐增强。
4.依据反应式中的反应物和生成物之间的关系
氧化剂的氧化性＞氧化产物的氧化性
还原剂的还原性＞还原产物的还原性
5.氧化性、还原性的强弱与温度、浓度、酸碱性的关系
⑴温度：
升高温度，氧化剂的氧化性增强，还原剂的还原性也增强。
如：
热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
若不同的氧化剂（或还原剂）与同一还原剂（或氧化剂）发生反应时，所需温度高低不同，则温度低的氧化性（或还原性）强，反之则弱。
例：
已知MnO2+4HCl（浓）
MnCl2+Cl2↑+2H2O，
2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
4HCl+O2
2Cl2+2H2O，
则KMnO4、MnO2、O2氧化性强弱的顺序为：
KMnO4>MnO2>O2
⑵浓度
一般情况下，同种氧化剂（或还原剂）浓度越大，氧化性（或还原性）越强。
如：
浓硝酸的氧化性比稀硝酸强；浓H2SO4的氧化性比稀H2SO4强；浓盐酸还原MnO2生成氯气，而稀盐酸不与MnO2反应，说明还原性：
浓盐酸>稀盐酸。
⑶酸碱性
溶液的酸性增强，氧化剂的氧化性增强，很多氧化剂在酸性溶液中能氧化某些物质，在中性溶液中就不一定能氧化了。
如：
中性环境中NO3-不显氧化性，酸性环境中NO3-显氧化性；KMnO4、KClO3能氧化浓HCl中的Cl-，而不能在NaCl溶液中氧化Cl-；KMnO4氧化Fe2+也要在酸性条件下进行。
6.根据氧化还原程度的大小
⑴相同条件下，不同的氧化剂与同一种还原剂反应，使还原剂氧化程度大的（价态高的）氧化性强。
例如：
2Fe+3Br2
2FeBr3,Fe+S
FeS，说明氧化性：
Br2>S。
⑵相同条件下，不同的还原剂使同种氧化剂还原程度大的（价态低的）还原性强。
例如：
8HI+H2SO4（浓）=H2S↑+4I2+4H2O，2HBr+H2SO4（浓）=SO2↑+Br2+2H2O
说明还原性；HI大于HBr。
7.根据元素化合价高低比较
⑴同一元素的阳离子高价态的氧化性大于其低价态的氧化性。
如氧化性：
Fe3+>Fe2+，Sn4+>Sn2+
⑵含氧酸的比较
在浓度相同时，具有可变化合价的同一元素在组成不同含氧酸时，该元素价态较低者氧化性强。
如氧化性：
HClO>HClO2>HClO3>HClO4
8.根据原电池的正负极来判断
在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。
9.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断
如：
Cl-失去电子的能力>OH-，还原性：
Cl->OH-。
三氧化还原反应的有关规律
1.守恒规律：
得电子总数=失电子总数
（1）质量守恒：
反应前后元素的种类和质量不变。
（2）电子守恒：
即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数。
这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。
（3）电荷守恒：
离子方程式中反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。
书写氧化还原反应的离子方程式时要注意满足电荷守恒，如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋（错误）,2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋（正确）。
2.价态规中规律：
同种元素不同价态之间发生反应，元素化合价靠近不交叉；相邻价态间不发生氧化还原。
如：
H2S+H2SO4（浓）→S+SO2+H2O（或SO2+H2O）
Fe3++Fe→Fe2+，Fe3++Fe2+不反应。
3.强弱规律：
①两强→两弱：
氧化性：
氧化剂＞氧化产物
还原性：
还原剂＞还原产物
②先强后弱：
当几个氧化反应均可发生时，氧化性或还原性强的微粒优先反应。
如：
Cl2与FeBr2反应，Cl2先氧化Fe2+，再氧化Br—；Cl2与FeI2反应，Cl2先氧
化I—，再氧化Fe2+。
【拓展延伸】
1．价态归中规律
含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。
简记为“两相靠，不相交”。
例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是
注：
⑤中不会出现H2S转化为SO2而H2SO4转化为S的情况。
2．歧化反应规律
“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素（如氯、硫、氮和磷元素等）均可发生歧化反应，如：
Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
四氧化还原反应方程式的配平
氧化还原反应的实质是反应过程中发生了电子转移，而氧化剂得电子总数（或元素化合价降低总数）必然等于还原剂失电子总数（或元素化合价升高总数），根据这一原则可以对氧化还原反应的化学方程式进行配平。
1.配平的基本步骤：
（1）标好价：
正确标出反应前后化合价有变化的元素的化合价。
（2）列变化：
列出元素化合价升高和降低的数值。
（3）求总数：
求元素化合价升高和降低的总数，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数。
（4）配系数：
用观察法配平其他各物质的化学计量数。
（5）细检查：
利用“守恒”三原则（即质量守恒、得失电子守恒、电荷守恒），逐项检查配平的方程式是否正确。
2．配平的三大守恒原则
3．配平的四种方法技巧
（1）正向配平法：
适合反应物分别是氧化剂、还原剂的反应，配平按以下4步进行。
例如：
（2）逆向配平法：
适用于一种元素的化合价既升高又降低的反应和分解反应中的氧化还原反应。
先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。
例如：
＋KOH（热、浓）——K2
化合价降低2＋K2
O3＋H2O化合价升高4
由于S的化合价既升又降，而且升降总数要相等，所以K2S的化学计量数为2，K2SO3的化学计量数为1，然后确定S的化学计量数为3。
（3）奇数配偶法：
适用于物质种类少且分子组成简单的氧化还原反应。
如S＋C＋KNO3——CO2↑＋N2↑＋K2S，反应物KNO3中三种元素原子数均为奇数，而生成物中三种元素的原子数均为偶数，故可将KNO3乘以2，然后用观察法配平得：
S＋3C＋2KNO3===3CO2↑＋N2↑＋K2S。
（4）缺项配平法：
对于化学反应方程式，所缺物质往往是酸、碱或水；如果是离子方程式，所缺物质往往是H＋、OH－或水。
可以根据质量守恒先写出所缺物质，再用其他守恒法配平。
如果无法确定所缺物质，可先依据元素化合价的升降相等原则将已知的物质配平，然后再根据质量守恒确定所缺物质的化学式及化学计量数。
【能力提升】
对于氧化还原反应的计算，要根据氧化还原反应的实质——反应中氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等，即得失电子守恒。
利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程，可不写化学方程式，不追究中间反应过程，只要把物质分为初态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果。
应用电子守恒法解题的思维流程
（1）“一找各物质”：
找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。
（2）“二定得失数”：
确定一个原子或离子得失电子数（注意化学式中的原子个数）。
（3）“三列关系式”：
根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出关系式：
n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值＝n（还原剂）×变价原子个数×化合价变化值。
典例1（2018届福建省永安市第三中学高三9月月考）为了保护环境，充分利用资源，可将工业废弃物转变成重要的化工原料。
回答下列问题：
（1）可用NaClO3氧化酸性FeCl2废液得到FeCl3，FeCl3具有净水作用，但腐蚀设备。
①写出NaClO3氧化酸性FeCl2的离子方程式：
__________________________。
②若酸性FeCl2废液中：
c（Fe2+）=2.0×10-2mol∕L，c（Fe3+）=1.0×10-3mol∕L，c（Cl－）=5.3×10-2mol∕L，则该溶液的pH约为_________。
③FeCl3净水的原理是：
___________________________（用离子方程式及适当文字回答）；
（2）可用废铁屑为原料，按下图的工艺流程制备聚合硫酸铁（PFS），PFS是一种新型的
絮凝剂，处理污水比FeCl3高效，且腐蚀性小。
①酸浸时最合适的酸是______________。
②反应釜中加入的氧化剂，下列试剂中最合适的是____________（填标号）。
a．HNO3b．KMnO4c．Cl2d．H2O2
检验其中Fe2+是否完全被氧化，应选择__________（填标号）。
a．K3[Fe（CN）6]溶液b．Na2SO3溶液c．KSCN溶液
③生成PFS的离子方程式为：
xFe3+＋yH2O⇌Fex（OH）y（3x-y）+＋yH+欲使平衡正向移动可采用的方法是____________（填标号）。
加入NaHCO3b．降温c．加水稀释d．加入NH4Cl
【答案】ClO3－＋6Fe2+＋6H+＝Cl－＋6Fe3+＋3H2O2Fe3+＋3H2O
3H+＋Fe（OH）3，水解生成的Fe（OH）3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质硫酸daac
②根据溶液电荷守恒可得：
2c（Fe2+）+3c（Fe3+）+c（H+）=c（Cl－）+c（OH-）代入数据计算得：
c（H+）=c（OH-）+10-2，根据KW=c（H+）×c（OH-）=10-14可知c（OH-）可以忽略不计，则c（H+）≈10-2，故该溶液pH约为2；正确答案：
2。
③Fe3+在溶液中发生部分水解：
Fe3+＋3H2O
3H+＋Fe（OH）3，水解生成的Fe（OH）3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质，故可作净水剂；正确答案：
Fe3+＋3H2O
3H+＋Fe（OH）3，水解生成的Fe（OH）3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质。
（2）①使用硫酸，既能保证铁屑被充分溶解，又不引入其它酸根离子；正确答案：
硫酸。
②为了不引入其它杂质离子，反应釜中最合适的氧化剂是H2O2，故选d项；K3[Fe（CN）6]溶液遇Fe2+反应生成蓝色沉淀，因此若溶液中Fe2+未被完全氧化，则产生蓝色沉淀，若Fe2+被完全氧化，则无蓝色沉淀，故选a项；正确答案：
d；a。
③a项，NaHCO3可以与H+反应使得H+浓度降低，使得平衡正向移动，故选a项；
b项，水解反应为吸热反应，降低温度使得平衡逆向移动，故不选b项；
c项，加水稀释，促进水解，即平衡正向移动，故选c项；
d项，PFS在离子方程式中不拆解，说明其氢氧根不能在溶液中电离出来，因此加入NH4Cl后并不消耗生成物，平衡不移动，故不选d项；综上分析可知只有ac符合题意；正确选项ac。
典例2（2019届云南省通海二中高三9月月考）
（1）配平氧化还原反应方程式：
C2O42-＋____MnO4-＋____H＋=____CO2↑＋____Mn2＋＋____H2O
（2）称取6.0g含H2C2O4·2H2O、KHC2O4和K2SO4的试样，加水溶解，配成250mL溶液。
量取两份此溶液各25mL，分别置于两个锥形瓶中。
①第一份溶液中加入酚酞试液，滴加0.25mol·L－1NaOH溶液至20mL时，溶液由无色变为浅红色。
该溶液被中和的H＋的总物质的量为________mol。
②第二份溶液中滴加0.10mol·L－1的酸性高锰酸钾溶液。
A．KMnO4溶液在滴定过程中作________（填“氧化剂”或“还原剂”），该滴定过程________（填“需要”或“不需要”）另加指示剂。
滴至16mL时反应完全，此时溶液颜色由________变为__________。
B．若在接近终点时，用少量蒸馏水将锥形瓶冲洗一下，再继续滴定至终点，则所测结果__________（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）。
C．若在达到滴定终点时俯视读数，则所得结果________（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）。
③原试样中H2C2O4·2H2O的质量分数为________，KHC2O4的质量分数为__________。
【答案】21610280.005氧化剂不需要无色浅紫红色无影响偏小21%64%
【解析】
（1）C：
＋3→＋4，改变量（4－3）×2＝2，Mn：
＋7→＋2，改变量（7－2）×1＝5，根据化合价升降总数
当溶液中的H2C2O4和KHC2O4反应完全时，溶液由无色变为浅紫红色。
若在接近终点时，用少量蒸馏水将锥形瓶冲洗一下，溶质物质的量不变，所以再继续滴定至终点，所测结果无影响；达到滴定终点时俯视读数，消耗KMnO4溶液偏小，则所得结果偏小；③由电子守恒得n（还）×2＝0.10mol·L－1×0.016L×5，n（还）＝0.004mol。
③设6.0g试样中H2C2O4·2H2O、KHC2O4的物质的量分别为n（H2C2O4·2H2O）、n（KHC2O4），由①得：
2n（H2C2O4·2H2O）＋n（KHC2O4）＝0.05mol，由②得：
n（H2C2O4·2H2O）＋n（KHC2O4）＝0.04mol，解上述两个方程式得：
n（H2C2O4·2H2O）＝0.01mol，n（KHC2O4）＝0.03mol，H2C2O4·2H2O的质量分数为0.01mol×126g/mol÷6.0g×100%＝21%，KHC2O4的质量分数为0.03mol×128g/mol÷6.0g×100%＝64%。
典例3（四川省内江铁路中学2018-2019学年高三上学期入学考试）FeCl3具有净水作用，但腐蚀设备，而聚合氯化铁是一种新型的絮凝剂，处理污水比FeCl3高效，且腐蚀性小。
请回答下列问题：
（1）FeCl3净水的原理是__________________________________________________。
FeCl3溶液腐蚀钢铁设备，除H＋作用外，另一主要原因是（用离子方程式表示）______________________________。
（2）为节约成本，工业上用NaClO3氧化酸性FeCl2废液得到FeCl3。
①若酸性FeCl2废液中c（Fe2＋）＝2.0×10－2mol·L－1,c（Fe3＋）＝1.0×10－3mol·L－1，c（Cl－）＝5.3×10－2mol·L－1，则该溶液的pH约为________。
②完成NaClO3氧化FeCl2的离子方程式：
ClO3－＋
Fe2＋＋________===
Cl－＋
Fe3＋＋
________，______________
（3）FeCl3在溶液中分三步水解：
Fe3＋＋H2O
Fe（OH）2＋＋H＋ K1
Fe（OH）2＋＋H2O
Fe（OH）2＋＋H＋ K2
Fe（OH）2＋＋H2O
Fe（OH）3＋H＋ K3
以上水解反应的平衡常数K1、K2、K3由大到小的顺序是________________。
通过控制条件，以上水解产物聚合，生成聚合氯化铁，离子方程式为xFe3＋＋yH2O
Fex（OH）
＋yH＋，欲使平衡正向移动可采用的方法是（填序号）________。
a．降温b．加水稀释
c．加入NH4Cld．加入NaHCO3
（4）天津某污水处理厂用聚合氯化铁净化污水的结果如图所示。
由图中数据得出每升污水中投放聚合氯化铁[以Fe（mg·L－1）表示]的最佳范围约为________mg·L－1。
【答案】Fe3＋水解Fe＋2Fe3＋=3Fe2＋2166H＋163H2OK1>K2>K3bd18－20
为6，则铁离子的系数也是6，氯离子的系数是1，根据电荷守恒，则氢离子的系数是6，水的系数是3，配平后离子方程式为：
ClO3-+6Fe2++6H+=Cl-+6Fe3++3H2O；（3）铁离子的水解分为三步，且水解程度逐渐减弱，所以水解平衡常数逐渐减小，则K1>K2>K3；控制条件使平衡正向移动，使平衡正向移动，因为水解为吸热反应，所以降温，平衡逆向移动；加水稀释，则水解平衡也正向移动；加入氯化铵，氯化铵溶液为酸性，氢离子浓度增大，平衡逆向移动；加入碳酸氢钠，则消耗氢离子，所以氢离子浓度降低，平衡正向移动，故选bd；（4）由图像可知，聚合氯化铁的浓度在18～20mg·L-1时，去除率达到最大值，污水的浑浊度减小。
典例4（2019届新疆乌鲁木齐市第一中学高三上学期第一次月考）二氧化氯（ClO2）作为一种高效强氧化剂，已被联合国世界卫生组织（WHO）列为AI级安全消毒剂。
常温下二氧化氯为黄绿色或橘黄色气体，性质非常不稳定。
温度过高，二氧化氯的水溶液有可能爆炸。
其制备方法有：
（1）方法一：
用氯酸钠（NaClO3）和硫酸酸化的H2O2反应生成ClO2。
请写出该反应的化学方程式___________________________________________。
（2）方法二：
用氯酸钠氧化浓盐酸，生成二氧化氯的同时会有氯气产生。
请写出该反应的化学方程式_____________________________________。
（3）方法三、
①如图,在烧瓶中先放入一定量的KClO3和草酸（H2C2O4），
然后再加入足量的稀硫酸，水浴加热。
反应后产物中有
ClO2、CO2和一种酸式盐，该反应的化学方程式为：
_______________，
氧化产物与还原产物的物质的量之比为____________。
②控制水浴温度在60～80℃之间的目的是_______________________，
图示装置中缺少的一种必须的玻璃仪器是____________。
③A装置用于吸收产生的二氧化氯，其中最好盛放________。
（填序号）①60℃的温水②冰水③饱和食盐水
④将足量二氧化氯溶液加入到硫化氢溶液中，所得溶液中加入少量氯化钡溶液，有白色沉淀生成。
请写出二氧化氯溶液和硫化氢溶液反应的离子方程式_______________________。
【答案】2NaClO3+H2SO4+H2O2==2ClO2+Na2SO4+O2
+2H2O2NaClO3+4HCl=2NaCl+Cl2↑+2ClO2↑+2H2O
1:
1使反应正常进行，并防止温度过高引起爆炸温度计②5H2S+8ClO2+4H2O=5SO42—+8Cl—+18H+
（3）①如图,在烧瓶中先放入一定量的KClO3和草酸（H2C2O4），然后再加入足量的稀硫酸，水浴加热。
反应生成ClO2、CO2和一种酸式盐，该反应的化学方程式为：
2KClO3+H2C2O4+2H2SO4
2ClO2+2H2O+2CO2+2KHSO4；氧化产物为CO2，还原产物为ClO2，氧化产物与还原产物的物质的量之比为1:
1。
②因为常温下二氧化氯为黄绿色或橘黄色气体，性质非常不稳定。
温度过高，二氧化氯的水溶液有可能爆炸。
所以控制水浴温度在60～80℃之间的目的是使反应正常进行，并防止温度过高引起爆炸。
由于水浴加热的温度低于水的沸点，需要用温度计控制水的温度，故图示装置中缺少的一种必须的玻璃仪器是温度计。
③因为常温下二氧化氯为黄绿色或橘黄色气体，性质非常不稳定。
温度过高，二氧化氯的水溶液有可能爆炸。
所以A装置用于吸收产生的二氧化氯，其中最好盛放冰水。
。
④将足量二氧化氯溶液加入到硫化氢溶液中，所得溶液中加入少量氯化钡溶液，有白色沉淀生成，二氧化氯可以将硫化氢氧化为硫酸根离子。
所以二氧化氯溶液和硫化氢溶液反应的离子方程式5H2S+8ClO2+4H2O=5SO42—+8Cl—+18H+。
典例5（2019届山东省德州市夏津县一中高三上学期第一次月考）为测定某溶液中Ca2+的含量，某冋学设计了如下实验：
量取100mL该溶液于烧杯中，加入足量的（NH4）2C2O4溶液使Ca2+转化为CaC2O4沉淀（假设其他离子均不生成沉淀），过滤、洗涤后，往沉淀中加入足量稀硫酸，然后用0.1000mol•L-1的KMnO4标准溶液滴定。
（1）配平KMnO4氧化H2C2O4的化学方程式：
___KMnO4+___H2C2O4+___H2SO4═___K2SO4+__MnSO4+___CO2↑+___H2O，________________
（2）如图所示的仪器中，配制0.1000mol•L-1的KMnO4标准溶液时肯定不需要的是___（填标号），除此之外还需用到的玻璃仪器是___（填仪器名称）。
（3）在实验中其他操作均正确，若定容时仰视刻度线，则所得溶液浓度___0.1000mol•L-1（填“>”、“<”或“=”，下同）；若KMnO4标准溶液在转移至容量瓶时，洒落了少许，则所得溶液浓度___0.1000mol•L-1。
（4）若滴定过程中消耗KMnO4标准溶液20.00mL，则原溶液中Ca2+的质量浓度为___g•L
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